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Simbolismo de Lewis
Tipos de enlace I
Geometría de las moléculas
Tipos de enlace II
U2 |Simbolismo de Lewis o diagrama de Lewis
Electrones de valencia: Electrones mas exteriores de los átomos
Capa de valencia: Capa electrónica más externa de los átomos
Simbolismo de Lewis: Indica los electrones de valencia de un átomo
mediante puntos alrededor de su símbolo.
El simbolismo de Lewis indica el número de electrones desaparejados en
cada átomo
Simbolismo de Lewis para el átomo de flúor y aluminio.
Simbolismo de Lewis para la molécula de bromo o dibromo.
Simbolismo de Lewis para la molécula de amoníaco.
U2 |Simbolismo de Lewis o diagrama de Lewis
Regla del octeto: los átomos tienden a adquirir, por compartición de
electrones, la configuración electrónica estable de gas noble con ocho
electrones en la capa de valencia (excepto la del hidrogeno que adquiere la del
helio con dos electrones)
Sin embargo hay numerosas excepciones a la regla del octeto, puede
decirse que, en la formación de enlaces covalentes, lo importante es el
apareamiento de electrones formando dobletes.
U2 |Concepto de resonancia
Se denomina mesomería o resonancia la propiedad que tienen ciertas
moléculas o iones de no poder ser representados mediante un único
diagrama de Lewis.
Modelo molecular del dióxido de azufre y
sus fórmulas límite.
A cada una de las fórmulas estructurales, con la misma distribución
atómica, pero diferente distribución electrónica, se la denomina fórmula
límite. La molécula es un estado intermedio entre todas las fórmulas límite
llamado híbrido de resonancia (o forma mesómera)
U2 |Energía de enlace y longitud de enlace.
En la formación de un enlace se desprende energía, y viceversa: se
necesita una aportación de energía para romper cualquier enlace.
La energía de enlace es la energía desprendida, a 25 ºC y 105 Pa,
cuando en estado gaseosos forma un mol de enlaces a partir de los
átomos aislados. Según esta definición, las energías de enlace son
negativas.
La longitud de enlace es la
distancia entre los núcleos de dos
átomos unidos por un enlace
covalente.
El ángulo de enlace es el ángulo
hipotético formado entre el núcleo
del átomo central y los núcleos de
los átomos unidos a éste.
Modelo molecular del agua, con el
ángulo y las longitudes de enlace.
U2 | Tipos de enlace químico
Covalente
Covalent dativo
Propiedades enlaces covalentes
Geometria de las moleculas
Enlace de hidrogeno
Iónico
Metálico
U2 |Enlace covalente
El enlace covalente consiste en la compartición de uno o más pares de
electrones por dos átomos. Cada átomo cede parcialmente un electrón y
acepta parcialmente otro.
Si se comparte un par, la unión está formada por un enlace sencillo; si
se comparten dos pares, por un doble enlace; si son tres por un triple
enlace.
Moléculas con enlaces covalentes
Modelo molecular del hidrógeno.
Modelo molecular del eteno o etileno.
Modelo molecular del Nitrógeno.
U2 |Enlace covalente dativo
Enlace covalente en el cual el par de electrones compartidos por dos átomos
son aportados por un solo átomo, de manera que cada átomo queda en una
configuración electrónica estable.
Se da especialmente en iones poliatómicos.
Moléculas con enlaces covalentes dativos.
Modelo molecular del amoníaco
Modelo molecular del tetracloruro de carbono
U2 |Propiedades enlaces covalentes I.
Si los electrones del enlace están igualmente compartidos por los dos
átomos unidos, el enlace covalente es homopolar o no polar.
Si los dos átomos son diferentes, los electrones del enlace están
desigualmente compartidos por los dos átomos (los electrones están más
próximos al átomo más electronegativo), el enlace covalente es polar.
Modelo molecular del monofluoruro de
bromo. El par de electrones del enlace es
más atraído hacia el átomo de flúor, más
electronegativo. Sobre el modelo
molecular
se muestra la estructura de Lewis de
esta molécula.
Las pequeñas cargas negativa y positiva
se indican, respectivamente, por δ+ y δ–
(δ = delta, letra griega).
U2 |Propiedades de los enlaces covalentes II.
La unión entre los átomos que constituyen una molécula es muy fuerte.
En cambio, las fuerzas de atracción entre las moléculas son débiles.
Las sustancias formadas por moléculas no polares y de poca masa
molecular presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos.
Las sustancias covalentes son muy malas conductoras de la
electricidad, tanto en estado sólido como fundidas.
U2 |Geometría de las moléculas.
Modelo del enlace de valencia
Modelo de las repulsiones de
los pares de electrones de la
capa de valencia (RPECV)
U2 |Modelo del enlace de valencia.
Según el modelo del enlace de valencia, cuando se forma un enlace
covalente, dos orbitales atómicos, OA, semiocupados, pertenecientes a
dos átomos, penetran uno en el seno del otro. Cuanto más grande es esta
interpenetración, más fuerte será el enlace covalente formado.
Los dos núcleos se acercan hasta llegar a una posición de equilibrio o
energía mínima, en la que las fuerzas de atracción quedan contrarrestadas
por las repulsiones entre ambos núcleos.
En este momento, la interpenetración de los dos orbitales atómicos ha
llegado al máximo y da lugar a una mayor probabilidad de densidad
electrónica entre núcleos.
Formación molécula de hidrogeno.
U2 |Enlace σ (sigma)
La unión de dos átomos se puede representar por la superposición de dos
orbitales atómicos, p, semiocupados.
Cuando la superposición tiene lugar en la dirección del eje que une los dos
átomos, da un enlace covalente denominado de tipo σ (sigma). Los
enlaces de tipo σ se forman por superposición de orbitales atómicos s-s, p-p
o s-p.
La superposición de dos orbitales atómicos en la dirección del eje que une los dos
átomos da lugar a un enlace covalente σ (sigma).
U2 |Enlace π (pi)
Dos átomos además del enlace σ que los una, pueden tener cada
uno de ellos un orbital atómico, p semiocupado, con su eje
perpendicular a la dirección del enlace. Estos orbitales p pueden
superponerse también para formar un segundo enlace covalente
llamado π (pi). El enlace π es más débil que el σ, ya que su
interpenetración es menor.
La superposición lateral de dos orbitales
atómicos p da lugar a un enlace π (pi). El
enlace π es más débil que el σ.
U2 |La hibridación de orbitales. Orbitales sp
Estudiaremos la geometría de las moléculas i las diferentes hibridaciones
de los orbitales a partir de ejemplos.
Molécula de cloruro de berilio, BeCl2, orbital sp.
Los datos experimentales indican que la molécula es lineal, no polar y los
enlaces Be-Cl son equivalentes.
La configuración electrónica del berilio en estado fundamental es:
L.C. Pauling postuló la hibridación de orbitales. Se acepta que un
electrón del orbital 2s del átomo de berilio salta al orbital 2p. El
proceso es ligeramente endotérmico.
Orbitales híbridos sp lineales.
Seguidamente los dos orbitales se hibridan, dan lugar a dos
orbitales equivalentes en forma y energía. Una vez hibridados los
dos orbitales se colocan en el espacio tan separados como sea
posible, formando un ángulo de 180º. Esta hibridación se denomina
sp.
U2 |Hibridación de orbitales. Orbitales sp2
Molécula de BCl3, orbitales sp2
Los datos experimentales indican que la molécula es plana, trigonal
y no polar; los tres enlaces B-Cl son equivalentes. Los ángulos de
enlace son de 120º.
La configuración electrónica del boro en estado fundamental es:
Para explicar la covalencia tres, se admite que con poca energía salta
un electrón del orbital 2s al 2p.
Seguidamente los tres orbitales, semiocupados se
hibridan y, una vez formados, se colocan en el
espacio lo más separados posible formando, dos a
dos, ángulos de 120º. Esta hibridación se denomina
sp2
U2 |Hibridación de orbitales. Orbitales sp3
Molécula de metano, CH4, orbitales sp3
Los datos experimentales indican que esta molécula es tetraedrica y
no polar, y que el carbono ocupa el centro de un imaginario tetraedro
regular.
Para formar los cuatro enlaces covalentes equivalentes, se admite
que un electrón del orbital 2s salta al 2p
Los cuatro orbitales semiocupados se hibridan: hibridación sp3.
Los orbitales apuntan desde el centro hasta los vértices de un
tetraedro regular con un ángulo de enlace de 109º28’
Modelo molecular que indica
las direcciones de los enlaces.
U2 |Hibridación de orbitales
Molécula de NH3
La geometría de la molécula de amoníaco también puede explicarse a
partir de una hibridación sp3.
Cada uno de los tres orbitales hibridados semiocupados se solapa con un
orbital s del hidrógeno para formar tres enlaces σ equivalentes. Los dos
electrones no restantes ocupan el cuarto orbital hibridado, que no
participa en los enlaces y se denomina orbital no enlazante.
Configuración electrónica del nitrógeno.
Interpretación de la geometría de la molécula de NH3 a
partir de una hibridación sp3 de los orbitales del átomo de
nitrógeno.
La repulsión del orbital no enlazante y los
enlazantes es mayor que la de los
enlazantes entre sí. Esto comporta una
pequeña aproximación entre estos
orbitales de manera que el ángulo de
enlace es 107,3º
U2 |Hibridación de orbitales. Moléculas con enlaces dobles
Molécula de eteno o etileno.
Los datos experimentales demuestran que la molécula es plana y tiene
un ángulo de enlace de 120º. La estructura de la molécula de eteno se
explica por una hibridación sp2 de los orbitales de carbono.
Configuración electrónica del carbono post-excitación energética
Configuración electrónica del carbono
Tiene lugar una hibridación sp2 y queda un
orbital p sin hibridar.
El cuarto orbital sin hibridar semiocupado
de cada átomo de carbono se encuentra en
un orbital perpendicular al plano x-y de la
molécula. Los orbitales sin hibridar se
superponen por encima y por debajo del
plano de la molécula formando un enlace π.
El doble enlace entre los dos átomos de
carbono consta de un enlace σ y uno π.
Formación del doble enlace de la
molécula de etileno. Las líneas
azules representan los enlaces σ y
la roja el enlace π
U2 |Hibridación de orbitales. Moléculas con enlaces triples.
Molécula de etino o acetileno.
Los datos experimentales demuestran que la molécula es lineal y que la
longitud de los enlaces C-C es menor que en el eteno.
La estructura lineal del etino se explica por una hibridación sp de los
orbitales de los dos átomos de carbono. Una vez saltado el electrón del
orbital 2s al 2p tiene lugar una hibridación sp y quedan dos orbitales p sin
hibridar.
De acuerdo con este modelo, el triple enlace entre los dos átomos de
carbono consta de un enlace σ y dos π.
Interpretación de la geometría de la molécula de CH≡CH. Formación de
los enlaces σ en el eje x (un enlace C–C y dos enlaces C – H).
Formación de dos enlaces π C–C (uno, por superposición de dos
orbitales py; y, el otro, por superposición de dos orbitales pz).
Para simplificar el dibujo, se han representado las uperposiciones
de los orbitales py y pz mediante unos trazos horizontales que los
unen.
U2 |Modelo RPECV
El método de las repulsiones de los pares de electrones de la capa de
valencia (RPECV), dice: la geometría de una especie química- molécula o
ión- será aquella que permita minimizar las repulsiones de los pares de
electrones (enlazantes y no enlazantes) de la capa de valencia del átomo
central.
Los pares de electrones del átomo central se orientan en el espacio de
manera que la separación sea máxima y, por tanto, la repulsión sea
mínima. Los pares de electrones no enlazantes causan más repulsión a
sus vecinos que los pares enlazantes.
Con el modelo RPECV, únicamente se puede prever la geometría de
especies químicas discretas aisladas, formadas por un átomo central
enlazado covalentemente a otros átomos periféricos.
La molécula de BeCl2 es lineal y apolar.
La molécula de BF3 es plana,
trigonal y apolar.
En la molécula de metano cada ángulo de enlace
H–C–H es de 109,5°.
U2 |Enlace iónico.
El enlace iónico se forma por transferencia de electrones de un átomo a otro,
de manera que las configuraciones electrónicas resultantes tengan una mayor
estabilidad que las iniciales.
El enlace iónico consiste en la unión de los iones con cargas eléctricas
opuestas, como consecuencia de su mutua atracción electrostática.
El átomo que pierde electrones se transforma en un ion positivo o catión; el
que gana electrones se convierte en un ion negativo o anión.
Red cristalina de cloruro de sodio
U2 |Propiedades del enlace ionico
Las entidades fundamentales de estos compuestos son los iones; por lo
tanto, no forman moléculas, sino que forman una red cristalina compacta y
tridimensional llamada red cristalina iónica.
Son sólidos a temperatura ordinaria y sus estructuras cristalinas son
compactas.
Poseen puntos de fusión y ebullición elevados y son duros.
Fundidos o en disolución, conducen la corriente eléctrica, en estado sólido
no.
El cloruro de cobre es insoluble en benceno (líquido no polar) y soluble en agua (líquido polar).
U2 |El enlace metálico
Según el modelo denominado del gas electrónico o del mar de
electrones, el enlace metálico puede describirse como un enlace
comunitario entre una multitud de centros positivos, que son los núcleos
con los electrones de las capas internas, y una multitud de electrones, que
son los de valencia, relativamente independientes. El número de estos
electrones es igual, por lo menos, al número de átomos.
En el llamado gas electrónico, los electrones de
valencia se mueven libremente entre los
intersticios que dejan los iones positivos
Los iones positivos están dispuestos en un
retículo
cristalino
compacto
o
empaquetamiento
metálico.
Cada
átomo, sin sus electrones de valencia,
está rodeado, empaquetado, por el
número máximo de otros centros positivos
– todos iguales– que ocupan los nudos del
retículo. Los electrones de valencia
pueden moverse libremente entre los
intersticios que dejan los centros positivos,
formando lo que se llama gas electrónico
o mar de electrones
U2 |El enlace metálico.
La teoría actual del enlace metálico se basa en el denominado modelo de
Bandas. Se considera que, en el interior del metal, los electrones están
retenidos por todos los átomos que forman el cristal, ocupando un número
muy grande de niveles energéticos muy próximos uno de otro. Cada nivel
puede contener sólo dos electrones. Se considera que los electrones ocupan
«bandas» y que pueden pasar de un nivel a otro con poca energía. Esto
justifica que estén relativamente libres.
Hay tres retículos o empaquetamientos metálicos típicos
a· empaquetamiento cúbico
centrado en el cuerpo o
estructura cúbica simple, como el
del litio, el sodio y el potasio.
b· empaquetamiento cúbico
centrado en las caras, como el del
cobre y la plata.
c· empaquetamiento hexagonal
compacto, por ejemplo, el de zinc
y el de cadmio.
U2 |El enlace de hidrógeno.
Se produce cuando el hidrogeno está enlazado con un átomo muy
electronegativo, como por ejemplo el flúor o el oxígeno.
El átomo electronegativo atrae fuertemente los electrones del enlace y
deja una fuerte densidad de carga positiva sobre el átomo de hidrógeno,
lo queda lugar a que éste atraiga al átomo electronegativo de una
segunda molécula.
Así, el átomo de hidrógeno queda unido simultáneamente a dos átomos
muy electronegativos: con uno, mediante un enlace covalente polar; y,
con el otro, mediante fuerzas de carácter electroestático. Esta última
unión constituye el llamado enlace de hidrógeno (o puente de
hidrógeno). Debido al enlace de hidrógeno, se produce una asociación
molecular.
Asosiación molecular del floruro de hidrogeno